- •Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы. Буферные растворы.
- •Индикаторы:
- •Оксиды и гидроксиды мышьяка, сурьмы, висмута. Методы получения. Кислотно-основные и ок-вост св-ва.
- •Платиновые металлы. Методы получения на примере платины. Химические свойства металлов.
- •Соединения s-, p- и d-элементов с серой. Классификация сульфидов. Общие свойства.
- •Общая характеристика d-элементов группы II (цинк, кадмий, ртуть). Степени окисления. Особенности соединений ртути. Химические свойства цинка.
- •Химическая связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщипления. Спектрохимическйи ряд лигандов.
- •Сероводород. Сульфиды. Методы получения, химические свойства. Сульфаны. Методы получения, свойства.
- •Методы получения d-металлов групп I и II.
- •Оксиды, гидроксиды железа, кобальта, никеля (методы получения, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства). Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
- •Современная формулировка периодического закона. Периоды, группы, семейства. Строение атомов, валентные электроны.
- •Общая характеристика d-металлов группы VII (степени окисления, химическая активность).
- •Галогениды азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, висмута. Получение. Характер связи элемент-галоген. Гидролиз галогенидов.
- •Оксиды, гидроксиды железа, кобальта, никеля (методы получения, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства). Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
- •Углерод, аллотропные модификации углерода. Химические свойства углерода. Карбиды, методы получения, свойства.
- •Аммиак. Методы получения. Химические свойства. Гидразин, гидроксиламин. Их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Азотоводородная кислота.
- •Комплексные соединения железа, кобальта, никеля (получение, устойчивость). Берлинская лазурь, турнбуллева синь.
- •Кислоты р-элементов группы V. Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислот в зависимости от природы элемента и степени его окисления.
- •Общая характеристика соединений платины (оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения). Биологическая активность соединений платины (II).
- •Расположение металлов в периодической системе. Изменение химических свойств в группах и периодах (на примере 3 периода и группы II).
- •Соединения р-элементов группы V с водородом (эн3). Методы получения. Устойчивость. Особенности кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений.
- •Оксиды азота (I, II, V). Методы получения. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
- •Общая характеристика d-элементов (особенности электронного строения, проявляемые степени окисления, способность к комплексообразованию).
- •Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы. Буферные растворы.
- •Индикаторы:
- •Галогены. Методы получения. Химические свойства.
- •Соединения d-элементов группы VI (соли, комплексные соединения). Методы получения, ок-восст св-ва. Зависимость св-в от природы элемента. Кластерные соединения молибдена и вольфрама.
- •Кислород. Методы получения, физические свойства. Химические свойства кислорода. Соединения (оксиды, пероксиды, надпероксиды). Получение, свойства.
- •Общая характеристика d-элементов группы I (медь, серебро, золото). Степени окисления. Методы получения металлов. Химические свойства металлов.
- •Оксиды, гидроксиды металлов группы I (s- и d-элементов). Зависимость кислотно-основных свойств от природы металла.
- •Галогены. Кислородосодержащие кислоты хлора. Методы получения. Закономерности в изменении кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислот.
- •Соединения d-элементов группы VI (оксиды, гидроксиды). Методы получения, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
- •Серная кислота. Методы получения. Химические свойства.
- •Оксиды, гидроксиды цинка, кадмия, ртути (получение, устойчивость, кислотно-основные свойства). Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
- •Взаимосвязь окислительно-восстановительных свойств веществ, положения их центрального элемента в периодической системе и его степени окисления (на примере кислородосодержащих соединений группы VII).
- •Оксиды р-элементов группы IV. Изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в зависимости от природы элемента.
- •Общая характеристика d-элементов (особенности электронного строения, проявляемые степени окисления, способность к комплексообразованию).
Оксиды, гидроксиды металлов группы I (s- и d-элементов). Зависимость кислотно-основных свойств от природы металла.
s-элементы I группы образуют с кислородом оксиды Э2О. пероксиды Э2О2, надпероксиды ЭО2(Э2О4) и озониды ЭО3. С ростом радиуса атомов при переходе от лития к цезию устойчивость пероксидов увеличивается, а оксидов – уменьшается.
При взаимодействии с кислородом литий образует оксид:
4Li+O2 =2LiO2
натрий – пероксид:
2Na+ O2 = Na2O2
элементы подгруппы калия – надпероксиды:
K+ O2 =KO2
Озониды образуют только калий, рубидий, цезий:
K+ O3 =KO3
4KOH+4O2 = KO3 + O2 +2H2O
Оксиды натрия и элементов подгруппы калия получают из пероксидов:
Na2O2 + 2Na=2Na2O
Гидроксиды получают: 2Э +2H2O=2ЭОН+Н2
Медь взаимодействует с кислородом с образованием Cu2O и CuO. Медные изделия на воздухе покрываются серо-зеленой пленкой:
2Cu+ O2+H2O+CO2=(CuOH)2CO3
золото и серебро взаимодействуют с килородом только в присутствии цианид-ионов или сероводорода:
4Au+O2 + 8KCN+2H2O=4K[Au(CN)2]+4KOH
4Ag+O2 +2H2S=2Ag2S++2H2O
Медь образует Cu(OH)2 и Cu(OH)
Гидроксид меди (I) получают восстановлением солей меди (II) в щелочном растворе:
2CuSO4 +HCOH+5NaOH=2CuOH+HCOONa+2Na2SO4 +2H2O
CuOH – малорастворимое вещество желтого цвета, очень неустойчивое и легко отщепляющее воду:
2CuOH=Cu2O+H2O
Cu(OH)2 – получают обменной реакцией в растворах:
CuSO4 + 2KOH= Cu(OH)2 + K2SO4
Гидроксид серебра (I) очень неустойчив и водном растворе не образуется:
2AgNO3 +2NaOH=Ag2O+2NaNO3 +H2O
AgOH золота получают обменными реакциями.
Амфотерный гидроксид Au(OH)3 – золотая кислота – растворяются в кислотах и щелочах:
Au(OH)3 + NaOH=Na[Au(OH)4]
Au(OH)3 + 4HCl=H[AuCl4] +3H2O
K2Cr2O7+3Na2S3O6+4H2SO4(p) →3Na2SO4+Cr2(SO4)3+4H2O+K2SO4
Билет 22
Обменные реакции в растворах электролитов. Ионные уравнения.
Диссоциация – обратимый процесс, поэтому для диссоциации веществ в растворе спаведливы общие законы равновесия. Так, процесс диссоциации электролитов КnAm: KnAm=nKa=+mAb-, можно охарактеризовать константой равновесия: К=([Ka+]n[Ab-]m])/[KnAm]. Константу равновесия данного процесса называют константой диссоциации. В растворах сильные электролиты диссоциируют, а слабые не диссоциируют.
Реакции имеют смысл если выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит(H2O)
Оксиды азота (III, IV). Методы получения. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
Оксид азота (III) N2O3 устойчив только принизких. При более высоких температ разлагается : N2O3NO2+NO
В лаборатории N2O3 получают восстановлением 50%азотной кислоты крахмалом или оксидом мышьяка As2O3+2HNO3=2HAsO3+N2O3
Оксид азота(IV) NO2 , в обычных условиях бурый газ. Получение:2NO+O2=2NO2
Или взаимод конц HNO3 с металлами Zn+4HNO3=Zn(NO3)2+2NO2+2H2O
Молекула NO2 имеет угловое строение, полярна парамагнитна. За счет 1 неспаренного электрона диоксид азота образует димеры 2NO2N2O4
HNO2 азотистая кислота, слабая, существует только в разбавленных растворах, легко разлагается 3HNO2=HNO3+2NO+H2O
Соли азотистой кислоты-устойчвы. Соли проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства. Вост свойства преобладают:
5KNO2+2KMnO4+3H2SO4=5KNO3+2MnSO4+3H2O
Окисл свойства проявляются только при взаимод с сильными восстановит:
NaNO2+Zn+5NaOH+5H2O=NH3+3Na2[Zn(OH)4]
s-элементы группы II. Общая характеристика химических свойств металлов.
Все s-элементы II группы +2. Не имеет отрицателных степеней окисления, так как значения энергии ионизации низкие, поэтому проявляются сильные восстановительные свойства атомов. С увеличнием порядкого номера усиливаются металлические свойства.
В свободном состоянии s-элементы I и II групп – металлы серебристо-белого цвета. Ca, Sr, Ba называют - щелочно-земельные металлы. Для s-элементов в их соединениях наиболее характен ионный тип химческой связи.
s-элементы II группы при взимодействии с кислородом образуют оксиы: 2Э+ O2 =2ЭO
s-элементы II группы взаимодействуют с водой:
Э+2Н2О=Э(ОН)2+Н2
Магний взаимодействует с водой только при нагревании. Бериллий почти не реаирует.
s-элементы II группы энергично реагируют с кислотами:
4Ba+10HNO3разб=4Ba(NO3)2+NH4NO3+3H2O
Ba2+ +4HNO3=4Ba(NO3)2+2NO2+2H2O
Со щелочами только бериллий:
Be+2NaOH+2H2O=Na2[Be(OH)4]+H2
KClO3+3SO2+3H2O→3H2SO4+KCl
Билет 23
Расположение неметаллов в периодической системе. Изменение химических свойств в группах и периодах (на примере 2 периода и группы VII).
C увеличением пор.номера э-та радиус атома увеличивается, а следовательно уменьшается энергия ионизации, энергия срадства к электрону и ОЭО. Ослабевают Оx и увеличиваются Red св-ва. Анамальное значение энергии срадства к электрону у F объясняется более высокой электронной плотностью и меньшим значением радиуса, а зн.более сильным отталкиванием электрона.
F-I уменьшаются неМе св-ва и возрастают Ме. I проявляет св-ва Ме. I способен образовывать соли катионного типа I(ClO4) и проявлять амфотерность HIO.
В ряду Cl2 – Br2 – J2 энергия связи в молекулах закономерно уменьшается, что приводит к возрастанию степени их термической диссоциации. Свободные галогены являются сильными окислителями. непосредственно взаимодействуют с металлами и большинством неметаллов, кроме углерода, азота и кислорода: 2Al+3J2=2AlJ3; 2P+5Cl2=2PCl5. Фтор окисляет криптон и ксенон, разрушает стекло: SiO2+2F2=SiF4+O2 разлагает воду: H2O+F2=2HF+O, при этом одновременно с атомарным кислородом выделяются H2O2, OF2, O3. Окислительная способность в ряду F2 – J2 уменьшается. Взаимодействие фтора с водородом сопровождается значительным выделением тепла и протекает со взрывом даже в темноте и при охлаждении: F2+H2=2HF. Хлор с водородом при обычных условиях реагирует медленно, а при нагревании – со взрывом. Взаимодействие брома и иода с водородом возможно только при нагревании, реакция обратима. Хлор, бром и йод при растворении взаимодействуют с водой: Г2+Н2О==НГ+НГО. Фтор не проявляет восстановительных свойств. Восстановительные свойства хлора, брома и йода возрастают с увеличением порядкового номера элемента. Так, йод способен восстанавливать азотную кислоту: 3J2+10HNO3=6HJO3+10NO+2H2O.
В-Ne радиус незначительно уменьшается, с увеличением числа электронов на вн ур-не энергия ионизации, энергия сродства к электрону и ОЭО увеличиваются. Ме св-ва уменьшаются, неМе увеличиваются.
Кристаллический бор – инертен. В обычных условиях бор взаимодействует только со фтором, а при очень высоких температурах почти со всеми элементами. При 7000С бор сгорает красноватым пламенем с образованием оксида 4B+3О2=2В2О3. К растворам щелочей бор устойчив, но в присутствии окислителей реагирует с образованием метаборатов: 2B+2KOH+3NaClO=2KBO2+3NaCl+H2O. При температуре выше 30000С происходит термическая диссоциация азота N2=2N. Получающийся атомарный азот является сильным окислителем, а при взаимодействии с более электроотрицательными кислородом и фтором – восстановителем. При обычных условиях азот взаимодействует только с литием, а при высоких температурах почти со всеми элементами с образованием нитридов (Li3N, Mg3N2, NH3 и т.д.). Кислород является сильным окислителем. Фтор является окислителем.